Modelo Atômicos

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Modelo Atômico de Niels Bohr (1913) 
 Se um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através dele é porque seus elétrons absorvem energia da eletricidade e posteriormente libera essa energia na forma de luz.
 A radiação é emitida é limitada a um certo comprimento de onda. 
Os elétrons no átomo não estão livres para ter qualquer quantidade de energia 
Energia Quantizada
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Espectro do Hidrogênio
 Série de Balmer: série de linhas encontradas na região do visível.
 Série de Lyman: série de linhas encontradas na região do UV.
 Série de Paschen: série de linhas encontradas na região do IV.
Espectro de linhas para o Hidrogênio
CADA ELEMENTO POSSUI SEU PRÓPRIO ESPECTRO DE LINHAS
Relação da combinação das diferentes séries
1/ = R
 (1/n12 – 1/n22)
n2> n1
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BORH X ESPECTRO DE LINHAS
Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. 
Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como  exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro). 
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Segundo Bohr. 
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de 
uma órbita de maior energia para uma de menor energia.
Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio
A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando
da terceira órbita para a segunda órbita
O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia.
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A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltandoda quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando
da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.
Falhas do Modelo de Bohr
 explica os espectros para átomos com somente um elétron.
 descreve o caminho do elétron ao redor do núcleo como um caminho de raio fixo.
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Modelo Mecânica Quântica
 Teoria atual da estrutura atômica.
 Considera conceitos de quantização (Bohr).
 Surgiu devido à falhas da mecânica clássica de explicar o
movimento de pequenas partículas
Descreve um conjunto de níveis de energias eletrônicas quantizadas que o e- pode assumir no átomo
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Anos após o desenvolvimento do Modelo de Bohr a natureza dual da energia radiante tornou-se um conceito familiar. 
 Circunstâncias 
experimentais 
RADIAÇÃO
caráter ondulatório
partícula (fóton) 
Louis de Broglie associou:
Comportamento da matéria X Propriedades das Ondas
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Em 1925, De Broglie propôs e provou propriedades ondulatórias para o elétron. 
Mostrou que um feixe de e- era difratado pelos cristais do mesmo modo que os RX. 
Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda.
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Princípio da dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda.   
Objetos grandes (massas grandes) comparado à constante de Planck possui  extremamente pequenos e portanto caráter ondulatório desprezível.
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Principio de Incerteza de Heisenberg
Incerteza na posição x ou incerteza do momento m  para uma quantidade envolvendo a constante de Planck.
		É impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento (produto da massa e da velocidade) de uma partícula tão pequena como o elétron.
Considerando o e- como onda e partícula
Modelo Atômico de Schrödinger -1926 
Propôs uma equação, conhecida atualmente como Equação de Onda de Schrödinger 
A equação evidencia o caráter ondulatório do e-.
Seu trabalho abriu uma nova maneira de lidar com as partículas subatômicas
"Teoria da Mecânica Ondulatória”
ou “Teoria Quântica”
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Modelo Atômico de Schrödinger -1926 
Neste modelo, o comportamento do e- no átomo é descrito como uma onda estacionária tridimensional .
Onda estacionária
Não se movimenta em uma única direção
 unidimensional: toque de uma corda de guitarra
 bidimensional: vibração da parte superior de um tambor
 tridimensionais: Terra em terremoto, recipientes contendo gelatina
Modelo Atômico de Schrödinger -1926 
 Cada solução da equação leva a uma série de equações matemáticas chamadas de funções de onda: ψ (psi). E corresponde a um nível quantizado de energia.
 O uso dessa solução possibilita a determinação do caráter ondulatório do e- naquele nível.
 
O elétron como uma onda pode vibrar somente em certos modos em um dado átomo
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Modelo Atômico de Schrödinger -1926 
É uma equação do tipo diferencial que difere de uma equação algébrica normal uma vez que, possui um série de soluções.
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Modelo Atômico de Schrödinger -1926 
Equação de Onda de Schrödinger 
Resultados Quantitativos
(requer cálculos avançados)
Resultados Qualitativos
(possibilidade uma ferramenta para o entendimento da estrutura atômica)
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Modelo Atômico de Schrödinger -1926 
 O valor de ψ corresponde a amplitude da onda do e-.
O quadrado da função de onda, ψ2, significa a região mais provável de se encontrar o elétron- densidade de probabilidade.
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Modelo Atômico de Schrödinger -1926 
Ao invés de especificar exatamente a posição e o momento do e- a teoria fornece probabilidades de se encontrar o elétron
PRINCÍPIO DA INCERTEZA X MECÂNICA QUÂNTICA
É impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento (produto da massa e da velocidade) de uma partícula tão pequena como o elétron.
X
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Na formulação de Schrödinger não é possível determinar a trajetória de uma partícula, o que levou a interpretações que vão totalmente além de nossa concepção macroscópica. Este resultado já havia sido apresentado no trabalho de outro fundador da Teoria Quântica, Werner Heisenberg. Usando uma formulação diferente, mas equivalente a de Schrödinger, determinou o chamado princípio da incerteza. Segundo este, quando maior a precisão na determinação experimental da posição de um elétron, menor a precisão na determinação de sua velocidade, e vice-versa. Como ambos são necessário para definir uma trajetória, este conceito teria que ser descartado. Muitos físicos passaram a assumir que o elétron não estaria necessariamente em lugar nenhum, até que fosse detectado em um experimento. As informações que podem ser obtidas passam a ser em qual região do espaço é mais provável encontrar o elétron. Esta probabilidade estaria relacionada com o modulo da função de onda associada ao elétron para uma dada energia. O resultado se mostrou correto, mas levou também a um conflito, pois passou-se de uma formulação determinista para uma estatística. Não se determina mais onde o elétron está, mas qual a probabilidade de que esteja em uma região do espaço. 
                                                                                     
Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
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Na formulação de Schrödinger não é possível determinar a trajetória de uma partícula, o que levou a interpretações
que vão totalmente além de nossa concepção macroscópica. Este resultado já havia sido apresentado no trabalho de outro fundador da Teoria Quântica, Werner Heisenberg. Usando uma formulação diferente, mas equivalente a de Schrödinger, determinou o chamado princípio da incerteza. Segundo este, quando maior a precisão na determinação experimental da posição de um elétron, menor a precisão na determinação de sua velocidade, e vice-versa. Como ambos são necessário para definir uma trajetória, este conceito teria que ser descartado. Muitos físicos passaram a assumir que o elétron não estaria necessariamente em lugar nenhum, até que fosse detectado em um experimento. As informações que podem ser obtidas passam a ser em qual região do espaço é mais provável encontrar o elétron. Esta probabilidade estaria relacionada com o modulo da função de onda associada ao elétron para uma dada energia. O resultado se mostrou correto, mas levou também a um conflito, pois passou-se de uma formulação determinista para uma estatística. Não se determina mais onde o elétron está, mas qual a probabilidade de que esteja em uma região do espaço. 
                                                                                     
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron
CONCEITO DE ORBITAL
Região do espaço de maior manifestação eletrônica.
Orbitais Atômicos 
ORBITAL S
 Considere um e- no orbital s.
 O gráfico da densidade de probabilidade ψ2 em função da distância do núcleo:
A probabilidade de encontrar o e- é grande nas proximidades do núcleo e decresce com o aumento da distância do núcleo atingindo zero quando r = 
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 Um nó é a extremidade da superfície de onda onde a probabilidade de encontrar o e- é zero.
 Para o e- 1s essa probabilidade é nula no infinito em qualquer direção.
PORTANTO, O ORBITAL S É ESFÉRICO
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Todos os orbitais s são esféricos.
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
Para um orbital s, o número de nós é n-1.
 À medida que n aumenta, a energia fica maior.
En= - Rhc/n2
R= 1,097 x107 m-1
h= 6,626 x 10-34 J.s
c= 2,998 x 108 m.s-1
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ORBITAL P
Existem três orbitais p: px, py, e pz. 
Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. E portanto, diferem entre si quanto à orientação no espaço
 A forma da distribuição densidade-probabilidade da nuvem eletrônica é a mesma para os três orbitais p. Portanto, os orbitais têm a forma: halteres. 
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
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Todos os orbitais p têm um plano imaginário que passa através do núcleo e que divide a região de densidade eletrônica ao meio. Aqui a probabilidade de encontrar o e- é nula
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ORBITAL D
- Subcamada 3d consiste em um grupo de 5 orbitais designados
Os orbitais d são importantes nas explicações das ligações e propriedades dos elementos de transição
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ORBITAL F
 Importante para a química dos lantanoídes e actinóides.
 São orbitais complexos e de difícil visualização.
 Possuem 3 superfícies nodais que fazem com que a densidade. eletrônica fique distribuída em 8 regiões do espaço.
Números Quânticos 
 Para resolver a equação de Schrödinger para um elétron no espaço tridimensional, três números inteiros são parte integral da solução- números quânticos n, l e ml.
 Os números quânticos são usados para definir os estados de energia e os orbitais disponíveis para o elétron. Diferentemente do modelo de Bohr que define níveis de energia.
 Os valores dos números quânticos não podem ser definidos aleatoriamente. Eles possuem determinadas combinações de valores Pois, resultam da equação de Schrödinger cuja solução leva à combinações matemáticas e não a um resultado (equação algébrica).
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A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
-São todos números inteiros,
-Seus valores não podem ser selecionados aleatoriamente.
	1. Número quântico principal, n. 
Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior.
Quando um átomo possuem mais de um elétron, dois ou mais elétrons podem ter o mesmo valor de n- estes elétrons pertencem à mesma camada eletrônica.
Números Quânticos
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2. Número quântico secundário ou azimutal, l
Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. 
Também indica a forma que as nuvens eletrônicas assumem em torno do núcleo.
Geralmente nos referimos a s, p, d e f
n
l
orbital
1
0
s
2
1
p
3
2
d
4
3
f
Números Quânticos
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3. O número quântico magnético, ml. 
Esse número quântico depende de l. 
O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. 
Fornecem a orientação do orbital no espaço.
Números Quânticos
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Valores permitidos de n, l e ml, designação do subníveis e número de orbitais
Camada eletrônica(n = 1,2,3...)
Subcamada(l= 0,1,2...,n-1)
Designação do subnível
Valores de ml(ml=0,1,2,...,l)
Node orbitais(ml= 2l+1)
n = 1
s (l= 0)
1s
0
1
n = 2
s (l= 0)
p (l= 1)
2s
2p
0
0,1
1
3
n = 3
s (l= 0)
p (l= 1)
d (l= 2)
3s
3p
3d
0
0,1
0,1,2
1
3
5
n = 4
s (l= 0)
p (l= 1)
d (l= 2)
f (l= 3)
4s
4p
4d
4f
0
0,1
0,1,2
0,1,2,3
1
3
5
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He: 1s2 
Para o 1º elétron: n= 1, l= 0, ml= 0, 
Para o 2º elétron: n= 1, l= 0, ml= 0.
Princípio de Exclusão de Pauli
Não existem dois elétrons num átomo com os mesmos valores para todos os números quânticos:
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SPIN ELETRÔNICO
Propriedade intrínseca do elétron , que aparentemente comporta-se como se fosse uma esfera minúscula rodando em torno do seu próprio eixo.
Como uma carga giratória produz um campo magnético. Os dois sentidos opostos de rotação produzem campos magnéticos diretamente opostos.
4. O número quântico de spin, ms. 
Especifica o spin do elétron e possui valor de ± ½.
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Princípio de Exclusão de Pauli
Não existem dois elétrons num átomo com os mesmos valores para todos os números quânticos:
He: 1s2 
Para o 1º elétron: n= 1, l= 0, ml= 0, ms= +1/2
Para o 2º elétron: n= 1, l= 0, ml= 0, ms= -1/2
REPRESENTAÇÃO DO ELÉTRON NO ÁTOMO
Níveis de energia: agrupamento de orbitais
ORBITAL
Estados individuais que podem ser ocupados por e-.
Região do espaço de maior manifestação eletrônica.
Cada orbital acomoda no máximo dois e-.
 Dois e- em um mesmo orbital são ditos emparelhados, ou seja, apresentam spins em direções opostas (antiparalelos). 
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REPRESENTAÇÃO DO ELÉTRON NO ÁTOMO
Em átomos no seu estado fundamental 4 tipos de subcamadas são ocupadas por e-.
SUBCAMADAS
s
p
d
f
Nº de ORBITAIS
1
3
5
7
 O agrupamento dessas subcamadas formam as camadas.
 Em uma dada camada todos os e- estão a uma mesma distância média do núcleo.
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Configuração Eletrônica no Estado Fundamental
O método utilizado para a determinação das configurações eletrônicas no estado fundamental é conhecido como Princípio de Aufbau, ou diagramas de preenchimento.
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Orbitais e suas Energias
Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
Para n ≥ 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem mais fortemente entre si.
Portanto, o Diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons.
Átomos Polieletrônicos
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Orbitais e suas Energias
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Regra de Hund: 
O arranjo mais estável dos e- é aquele com o nº máximo de e- desemparelhados com o mesmo sentido de spin. Esse arranjo torna a energia total do átomo tão baixa quanto o possível (átomo no seu estado fundamental).
Apesar dos spins contrários, 2 e- em um mesmo orbital acarreta em uma energia adicional resultante da repulsão entre 2 cargas negativas.
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Diagrama de Pauling
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Cerne do gás nobre 
GASES NOBRES: - pouca tendência a reagir quimicamente 
 - possuem configurações semelhantes para a sua
última camada.
Apesar dos spins contrários, 2 e- em um mesmo orbital acarreta em uma energia adicional resultante da repulsão entre 2 cargas negativas.
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Observações sobre a representação eletrônica: Cerne do Gás Nobre
Após o Argônio (configuração: [Ne] 3s23p6 o próximo elétron ocupará a subcamada 4s mesmo que a 3ª camada não esteja completamente preenchida.
Isso ocorre porque a subcamada 4s tem menor energia que 3d.
- Subcamadas completas ou semipreenchidas conferem um grau adicional de estabilidade aos átomos.
- Em geral a partir da 4ª camada após cada camada ns preenchida, a subcamada (n-1)d é a próxima a ser preenchida, logo após, os e- são adicionados à subcamada np.
- A partir da 6ª camada o preenchimento da subcamada (n-2)f se interpõe ao preenchimento das subcamadas ns e (n-1)d.
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Irregularidades na Sequência da Distribuição Eletrônica
Esperava-se que:
Cr (Z=24): [Ar] 4s2 3d4
Cu (Z=29): [Ar] 4s2 3d9
Mas é observado que:
Cr (Z=24): [Ar] 4s1 3d5
Cu (Z=29): [Ar] 4s1 3d10
	Subcamadas semipreenchidas ou completamente preenchidas conferem um grau adicional de estabilidade aos átomos.
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Irregularidades na Sequência da Distribuição Eletrônica
Em geral:
Para n=4 ou maior, após a subcamada ns preenchida, a subcamada (n-1)d é a próxima a preencher, logo depois os elétrons são adicionados à subcamada np.
Sn (Z=50): [Kr] 5s2 4d10 5p2
Para n=6 ou maior, o preenchimento da subcamada (n-2)f se interpõem ao preenchimento das subcamadas ns e (n-1)d.
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O ENTENDIMENTO DA ESTRUTURA ATÔMICA POSSIBILITOU UMA ORGANIZAÇÃO EFICIENTE DOS ÁTOMOS
TABELA PERIÓDICA
Os modelos descritos até o momento são suficientes para explicar o comportamento da matéria